高中化学第3章物质在水溶液中的行为3.1水溶液第2课时溶液pH的计算教案

第2课时溶液的酸碱性与pH1．了解溶液的酸碱性与溶液中［H＋]和[OH－］的关系。

2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性和pH的关系.(重点)3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

授课提示：对应学生用书第46页知识点一溶液的酸碱性与溶液中［H＋］和［OH－］的关系溶液酸碱性［OH－]与［H＋]的关系酸碱性的强弱溶液呈中性［H＋］＝[OH－］溶液呈酸性[H＋］〉［OH－] ［H＋］越大,酸性越强溶液呈碱性[H＋]〈［OH－] ［OH－］越大，碱性越强在某溶液中[H＋］为1×10－7mol·L－1，此溶液一定呈中性吗?［提示］判断溶液酸碱性的标准是比较［H＋]与［OH－］的相对大小，而不是与1×10－7mol·L－1相比较，若［H＋］与［OH－］不相等,则[H＋]为1×10－7mol·L－1时溶液也不呈中性。

知识点二溶液的pH1．表达式:pH＝－lg［H＋］.2．意义:pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。

室温下，[H＋］＝1×10－7mol·L－1，pH＝7,溶液呈中性;［H＋］<1×10－7mol·L－1,pH>7，溶液呈碱性，pH越大，碱性越强;［H＋］>1×10－7mol·L－1，pH〈7，溶液呈酸性，pH越小，酸性越强.3．适用范围:1×10－14 mol/L≤［H＋］≤1 mol/L的溶液.4．pH的测定方法（1）pH试纸：可用于粗略测定溶液的酸碱性强弱。

操作：取一小块pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，与标准比色卡对比即可.（2）pH计（也叫酸度计）,可精确地测定溶液的pH。

［自我诊断］(1)常温下,pH＝6的溶液一定是酸性溶液.（√）（2）100 ℃时,某溶液的pH<7，则该溶液呈酸性。

（×）（3)常温下，用pH试纸测得某溶液的pH为4.5。

第2课时溶液pH的计算【教学目标】知识与技能：使学生理解水的电离以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算；认识溶液的酸、碱度与H+、OH—浓度，以及与pH的关系，会进行有关pH的简单计算；知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义，并掌握其表示方法。

过程与方法：使学生了解从单一物质到多种物质、分清主次矛盾的研究思路，初步学会对复杂体系研究的一般方法。

情感态度与价值观：通过认识调控溶液的酸碱度、pH在工农业生产中的重要作用，使学生体会化学对人类生产、生活的作用。

【教学过程】一．溶液的酸碱性与pH1．水的电离平衡与溶液的酸碱性关系水的电离是一种动态平衡，在纯水中加入酸，则抑制了水的电离平衡，使c(H+)>c(OH—)，溶液显酸性。

同理，向纯水中加碱，溶液中的c(OH—)>c(H+)，溶液显碱性。

2．溶液中的pH（1）pH与溶液的酸碱性关系。

对于酸碱性较弱的溶液，用c(H+)或c(OH—)的浓度大小表示溶液的酸碱性强弱很不方便，化学上常用pH来表示溶液酸碱性的强弱。

pH = —lg[H+]。

溶液的酸碱性与c(OH—)和c(H+)相对大小、c(H+)和pH的关系如下表所示：(2)溶液的pH测定方法①pH试纸：常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围1—14或0—10，可识别的差值为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可以判别的pH差值为0.2或0.3）。

pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照。

②pH计法精确测量溶液的pH的方法。

二．pH的应用1．医疗山：当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要的参数，而利用药物调控pH则是辅助治疗的重要手段之一。

2．生活中：人们洗发时用的护发素，其主要功能就是调节头皮的pH使之达到适宜的酸碱度。

3．在环保领域中，酸性或碱性废水处理常常利用中和反应，在中和反应处理的过程中可用pH自动测定仪进行检测和控制。

第二课时溶液PH值的计算【知识梳理】问题一、强酸、强碱溶液PH值的计算1、强酸溶液PH值的计算c（酸）c（H+）PH。

2、强碱溶液PH值的计算c、（碱）c（）c（H+）PH。

问题二、强酸、强碱混合溶液PH值的计算1、强酸与强酸混合溶液PH值的计算⑴通常两稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。

⑵若两强酸等体积混合，当两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH小＋0.3。

2、强碱与强碱混合溶液PH值的计算⑴通常两稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。

⑵若两强碱混合时，混合后应首先求出混合后的c（），然后再依据水的离子积计算出混合后的c（H+），进而计算混合后溶液的PH值。

⑶若两强碱等体积混合，当两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH大－0.3。

3、强酸与强碱混合溶液PH值的计算⑴强酸与强碱恰好中和，完全反应，则溶液呈中性，PH＝7。

⑵强酸过量，先求[H+]混合＝，然后再求溶液的PH。

⑶强碱过量，先求[]混合＝，再求[H+]混合＝，最后求溶液的PH。

[规律总结]强酸与强碱混合溶液，先判断酸或碱恰好完全反应，还是谁过量，然后再进行有关计算。

[诱思探究]强酸、强碱溶液PH值的计算的有关规律[探究1]强酸、强碱加水稀释后的PH值。

⑴强酸溶液每稀释倍，[H+]减小为原来的，PH稀＝PH原＋n；⑵强碱溶液每稀释倍，[]减小为原来的，PH稀＝PH原－n；⑶强酸和强碱无限稀释时，由于水的电离不能忽略，故混合后的PH只能无限接近于7，或约等于7，但不能超过7。

[探究2]混合溶液的PH值计算的0.3规则。

⑴无论是强酸与强酸，或强酸与水，只要是等体积混合且两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH小＋0.3。

⑵无论是强碱与强碱，或强碱与水，只要是等体积混合且两溶液的PH相差2时，则可近似计算为：PH混＝PH大－0.3。

[探究3]PH＝a的强酸与PH＝b的强碱，等体积混合后溶液的酸碱性。

⑴若a＋b 14，则混合后的PH＝7；⑵若a＋b 14，则混合后的PH＞7；⑶若a＋b 14，则混合后的PH＜7。

第三章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时【教学目标】知识与技能：使学生理解水的电离以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算；认识溶液的酸、碱度与H+、OH—浓度，以及与PH的关系，会进行有关PH的简单计算；知道强、弱电解质的区别，理解弱电解质电离平衡的含义，并掌握其表示方法。

过程与方法：使学生了解从单一物质到多种物质、分清主次矛盾的研究思路，初步学会对复杂体系研究的一般方法。

情感态度与价值观：通过认识调控溶液的酸碱度、PH在工农业生产中的重要作用，使学生体会化学对人类生产、生活的作用。

【教学过程】一、溶液的酸碱性与pH1.水的电离平衡与溶液的酸碱性关系水的电离是一种动态平衡，在纯水中加入酸，则抑制了水的电离平衡，使c（H+）>c（OH —），溶液显酸性。

同理，向纯水中加碱，溶液中的c（OH—）> c（H+），溶液显碱性。

2.溶液中的pH（1）pH与溶液的酸碱性关系。

对于酸碱性较弱的溶液，用c（H+）或c（OH—）的浓度大小表示溶液的酸碱性强弱很不方便，化学上常用pH来表示溶液酸碱性的强弱。

pH = —lg[H+]。

溶液的酸碱性与c（OH—）和c（H+）相对大小、c（H+）和pH的关系如下表所示：一般25℃25℃中性溶液c（H+）=c（OH—）c（H+）=1⨯10-7pH=7酸性溶液c（H+）>c（OH—）c（H+）>1⨯10-7pH<7碱性溶液c（H+）<c（OH—）c（H+）<1⨯10-7pH>7(2)溶液的pH测定方法①pH试纸：常用的pH试纸有广泛pH试纸（pH范围1—14或0—10，可识别的差值为1）和精密pH试纸（pH范围较窄，可以判别的pH差值为0.2或0.3）。

pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照。

②pH计法精确测量溶液的pH的方法。

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第2课时溶液的酸碱性与pH学习目标:1.了解溶液的酸碱性与溶液中［H＋］和［OH－］的关系。

2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。

（重点）3.能够进行有关pH的简单计算.（重难点）[自主预习·探新知]1．溶液的酸碱性（1)溶液酸碱性的判断标准:[H＋]与［OH－］的相对大小。

（2）溶液酸碱性与溶液中［H＋］和[OH－］的关系①物质的量浓度:当溶液中［H＋]或[OH－]＞1_mol·L－1时,直接用［H＋］或［OH－］表示.②pH:当溶液中［H＋］或［OH－］≤1_mol·L－1时,使用pH表示。

微点拨：利用[H＋]和［OH－］的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。

2．水溶液的pH(1）pH的定义公式，pH＝－lg［H＋］.(2）室温下水溶液的pH、[H＋］及酸碱性的关系3．溶液pH的测量方法(1）酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色。

石蕊＜5.0红色5。

0～8.0紫色＞8.0蓝色甲基橙＜3。

1红色3。

1~4.4橙色＞4。

4黄色酚酞＜8。

2无色8.2~10。

第2课时溶液的酸碱性与pH[学习目标定位] 1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。

2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。

3.能够进行有关pH的简单计算。

一、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系溶液的酸碱性是由溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小决定的。

请填写下表：2.溶液的pH(1)定义：pH是[H＋]的负对数，其表达式是pH＝－lg[H＋]。

(2)25 ℃时，溶液酸碱性与[H＋]、pH的关系如下图所示3.溶液酸碱性的测定方法(1)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)。

(2)利用pH试纸测定，使用时的正确操作为将pH试纸放在表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。

(3)利用pH计测定，pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。

溶液酸碱性的判断依据例1下列溶液一定显酸性的是( )A.溶液中[OH－]>[H＋]B.滴加紫色石蕊溶液后变红色的溶液C.溶液中[H＋]＝10－6mol·L－1D.溶液中水电离的[H＋]＝10－9mol·L－1答案 B解析A项中判断溶液酸碱性的关键是看[H＋]和[OH－]的相对大小，若[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；C项中pH<7或[H＋]>10－7mol·L－1，仅适用于常温时，若温度不确定，就不能用来判断溶液的酸碱性；B项中可使紫色石蕊溶液变红，则该溶液显酸性；D项中温度影响水的电离，所以[H＋]＝10－9mol·L－1，温度不确定，无法判断[H＋]、[OH－]关系，溶液的酸碱性不能确定。

考点溶液的酸碱性与pH题点溶液酸碱性的判断方法易错警示溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小，[H＋]＝10－7mol·L－1或pH ＝7的溶液不一定呈中性，常温下[H＋]＝10－7mol·L－1或pH＝7的溶液才呈中性，而其他温度下不呈中性，100 ℃时，pH＝7的溶液呈碱性。

——教学资料参考参考范本——【高中教育】最新高中化学第3章物质在水溶液中的行为第1节水溶液第2课时溶液的酸碱性与pH学案鲁科版选修4______年______月______日____________________部门学习目标：1。

了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。

2。

知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。

(重点)3。

能够进行有关pH的简单计算。

(重难点)[自主预习·探新知]1．溶液的酸碱性(1)溶液酸碱性的判断标准：[H＋]与[OH－]的相对大小。

(2)溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系[H＋]和[OH－]的关系溶液酸碱性酸碱性的强弱[H＋]＝[OH－] 溶液呈中性－[H＋]＞[OH－] 溶液呈酸性[H＋]越大，酸性越强[H＋]＜[OH－] 溶液呈碱性[OH－]越大，碱性越强(3)溶液酸碱性的表示方法①物质的量浓度：当溶液中[H＋]或[OH－]＞1_mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示。

②pH：当溶液中[H＋]或[OH－]≤1_mol·L－1时，使用pH表示。

微点拨：利用[H＋]和[OH－]的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。

2．水溶液的pH(1)pH的定义公式，pH＝－lg[H＋]。

(2)室温下水溶液的pH、[H＋]及酸碱性的关系pH 0←67 8→14[H＋](mol·L－1) 1←10－610－710－8→10－14[OH－](mol·L－1) 10－14←10－810－710－6→1溶液酸碱性pH越小，酸性越强中性pH越大，碱性越强微点拨：只有在室温(25 ℃)时，才能利用pH与7的关系判断溶液的酸碱性。

3．溶液pH的测量方法(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色。

指示剂变色的pH范围石蕊＜5。

0红色5。

0～8。

0紫色＞8。

0蓝色甲基橙＜3。

1红色3。

1～4。

4橙色＞4。

第3章物质在水溶液中的行为 3.2 溶液的酸碱性、pH的简单计算CH3COOHNH3·H2O NH4++OH[课后练习]1．下列溶液中，pH最大的是（）A．pH=4的盐酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合B．pH=5的盐酸稀释1000倍C．pH=11的烧碱溶液稀释1000倍D．pH=11的氨水溶液稀释1000倍2．有pH值都等于4的硝酸和醋酸，均取1mL加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH 均为5，则稀释后溶液的体积（）A．a=b=100mL B．a=b=1000mL C．a＜b D．a＞b3．中和相同体积，相同pH值的H2SO4、HCl、CH3COOH三种稀溶液时，用去同种浓度的NaOH 溶液的体积依次为V1、V2、V3，则V1、V2、V3的大小关系正确的是（）A．V1=V2=V3 B．V1=V2＜V3 C．V1=V2＞V3 D．V1＜V2＜V34．等体积混合0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)2溶液后，溶液的pH等于（）A．2.0 B．12.3 C．1.7 D．12.05．有pH值相等的A、B、C、D四种一元酸的溶液各20ml，与过量镁充分反应后，产生氢气质量是D＞C＞B=A.这说明：①D的酸性最强. ②A与B的酸性最强且彼此相当.③原D反应后溶液的pH值最大. ④反应后原A和B的溶液的pH值最大；⑤反应前D的电离程度最大，⑥反应前四种酸的电离程度相同，其中正确的是（）A．①③⑤ B．②④⑥ C．①⑥ D．②③6．pH值相同、体积相同的盐酸和醋酸分别与等体积、等浓度的NaOH溶液混合，若醋酸与氢氧化钠混合后溶液的pH值的7，则盐酸与氢氧化钠的混合后溶液的pH值（）A．＞7 B．＜7 C．=7 D．无法判断7．相同条件下pH=3的盐酸和pH=3的醋酸：（1）取等体积两溶液，分别稀释pH=4时，两者加水量的关系是：前者________后者（填＞、＜或=，下同＝）；（2）取等体积的两溶液，分别加入等物质的量的相应钠盐固体少量，两溶液的pH大小关系是：前者_________后者；（3）各取两溶液VL，分别加入VLpH=11的NaOH，充分反应后，两溶液pH大小关系是：前者__________后者。

第2课时溶液的酸碱性与pH目标与素养：1.了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。

(宏观辨识与微观探析)2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。

(证据推理)3.能够进行有关pH的简单计算。

(模型认知)1．溶液的酸碱性(1)溶液酸碱性的判断标准：[H＋]与[OH－]的相对大小。

(2)溶液酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系[H＋]和[OH－]的关系溶液酸碱性酸碱性的强弱[H＋]＝[OH－] 溶液呈中性－[H＋]＞[OH－] 溶液呈酸性[H＋]越大，酸性越强[H＋]＜[OH－] 溶液呈碱性[OH－]越大，碱性越强①物质的量浓度：当溶液中[H＋]或[OH－]＞1_mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示。

②pH：当溶液中[H＋]或[OH－]≤1_mol·L－1时，使用pH表示。

微点拨：利用[H＋]和[OH－]的相对大小判断溶液酸碱性，在任何温度下均适用。

2．水溶液的pH(1)pH的定义公式，pH＝－lg[H＋]。

(2)室温下水溶液的pH、[H＋]及酸碱性的关系pH 0←67 8→14 [H＋]/(mol·L－1) 1←10－610－710－8→10－14 pH 0←67 8→14 [OH－]/(mol·L－1) 10－14←10－810－710－6→1溶液酸碱性pH越小，酸性越强中性pH越大，碱性越强3．溶液pH的测量方法(1)酸碱指示剂：不同的指示剂在不同的pH范围内变色指示剂变色的pH范围石蕊＜5.0红色 5.0～8.0紫色＞8.0蓝色甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0浅红色＞10.0红色(2)pH试纸：将pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部，待颜色变化稳定后对照标准比色卡可以得到溶液pH，所得pH均为正整数。

(3)酸度计：能够直接测量溶液的pH，读数可以精确到小数点后两位。

第2课时溶液的酸碱性与pH[课标要求]1．了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。

2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。

3．能够进行有关pH的简单计算。

1．在水溶液中，[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性；[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性；[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性。

2．室温下[H＋]＝10－7mol·L－1，溶液呈中性；[H＋]>10－7mol·L－1，溶液呈酸性；[H＋]<10－7mol·L－1，溶液呈碱性。

[H＋]越大，溶液酸性越强，[OH－]越大，溶液碱性越强。

3．溶液的pH＝－lg[H＋]。

利用pH判断溶液酸碱性时要注意温度，室温下，pH＝7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈碱性。

4．强酸或强碱稀释10n倍，pH变化n个单位；弱酸或弱碱稀释10n倍，pH 变化小于n个单位；酸或碱无论怎样稀释，酸不会变为碱，碱也不会变为酸。

溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性任何水溶液中都既有H＋也有OH－，溶液的酸碱性与它们的数值无关，由它们浓度的相对大小决定，溶液酸碱性的判断标准是[H＋]与[OH－]的相对大小。

2．溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系(1)[H＋]＝[OH－]，溶液呈中性。

(2)[H＋]>[OH－]，溶液呈酸性，且[H＋]越大，酸性越强。

(3)[H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，且[OH－]越大，碱性越强。

3．室温时溶液酸碱性的判断(1)[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1，溶液呈中性。

(2)[H＋]>1.0×10－7mol·L－1，溶液呈酸性。

(3)[H＋]<1.0×10－7mol·L－1，溶液呈碱性。

4．溶液的酸碱性与pH(1)pH的定义式pH＝－lg[H＋]。

(2)pH与[H＋]及溶液酸碱性的关系(室温下)①图示：②关系：a．中性溶液：[H＋]＝[OH－]＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7。